Solucionario guía Clase Estequiometría II equilibrio de ecuaciones y

SOLUCIONARIO
Guía Técnico Profesional
Estequiometría II: equilibrio
de ecuaciones y cálculos
estequiométricos
SGUICTC008TC33-A16V1
Ítem
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Alternativa
B
C
E
D
E
B
E
C
B
E
E
E
C
E
D
D
D
D
D
A
Habilidad
Comprensión
Comprensión
ASE
Comprensión
ASE
Comprensión
Aplicación
Aplicación
Aplicación
Aplicación
Aplicación
Aplicación
Aplicación
Aplicación
Aplicación
ASE
ASE
Aplicación
Aplicación
Reconocimiento
EJERCICIOS PSU
Ítem
1
Alternativa
Defensa
B
Según la ecuación propuesta, a partir de 1 mol de glucosa (C6H12O6), que
corresponde al único reactante, se obtienen 2 mol de etanol (C2H6O) y 2
mol de dióxido de carbono (CO2), ambos productos. Por lo tanto, la
opción I es incorrecta.
La opción II es correcta, ya que los números que aparecen a la izquierda de
las sustancias e indican el número de mol o moléculas reciben el nombre de
coeficientes estequiométricos.
Por último, la opción III es incorrecta, porque a partir de un mol de glucosa
(reactante), se obtiene un total de cuatro mol de productos.
2
C
El objetivo que se persigue al equilibrar, ajustar o balancear una ecuación
química es que esta cumpla con la ley de Lavoisier, llamada también ley
de conservación de la masa o ley de conservación de la materia (I
correcta). Para ello, el número de átomos de cada elemento debe ser igual
en los reactantes y en los productos, ya que en una ecuación química no
existe formación ni destrucción de átomos, sino solamente reordenamiento
de estos (II correcta). Sin embargo, el número de moléculas inicial y final no
necesariamente es el mismo (III incorrecta).
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E
Todos los gases presentan la misma masa (m) y se encuentran a la misma
presión y temperatura, por lo que el volumen (V) debe ser proporcional al
número de mol (n) presentes. Así, en CNPT podemos establecer la
siguiente proporción:
22, 4 L
1 mol
=
V
n
Dado que n = m/MM, donde m: masa de gas y MM = masa molar del gas,
tenemos:
V=
22,4 L ∙ m
MM
Para cada gas, tenemos:
Ozono (O3)
V=
22,4 ∗ m
= 0,47m
48
Oxígeno (O2)
V=
22,4 ∗ m
= 0,7m
32
V=
22,4 ∗ m
= 1,4m
16
Metano (CH4)
Helio (He)
V=
Hidrógeno (H2)
V=
22,4 ∗ m
= 5,6m
4
22,4 ∗ m
= 11,2m
2
Observando las distintas relaciones, y considerando que la masa (m) es la
misma para todos los gases, se deduce que el gas que presentará mayor
volumen será el de menor masa molar. En este caso corresponde al
hidrógeno (H2).
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D
La ley de conservación de la masa establece que en toda reacción química
la masa de los reactantes será igual a la masa de productos. Para que
una ecuación química cumpla esta ley, debe estar correctamente
balanceada, es decir, los reactivos y los productos deben contener el
mismo número de átomos de cada elemento.
En el ejercicio propuesto, esto se cumple en la ecuación I y en la III, pero no
en la II, donde en los reactivos existen 4 átomos de oxígeno y en los
productos, 6 átomos.
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E
Según la simbología utilizada, los productos de la reacción son dióxido de
carbono (CO2) y agua (H2O) y los reactivos, etano (C2H6) y oxígeno (O2).
La reacción está equilibrada de acuerdo al número de moléculas
representado en la figura. Por lo tanto, la ecuación correcta es:
2 C2H6 + 7 O2 → 4 CO2 + 6 H2O
6
B
Habilidad de pensamiento científico: Procesamiento e interpretación de
datos y formulación de explicaciones, apoyándose en los conceptos y
modelos teóricos.
Para la reacción
C (s) + O2 (g) → CO2 (g)
C
12 g
1 mol de
átomos
6,02 x 1023
átomos
-
O2
32 g
1 mol de
moléculas
6,02 x 1023
moléculas
22,4 L
CO2
44 g
1 mol de
moléculas
6,02 x 1023
moléculas
22,4 L
A partir de las relaciones se puede establecer solo que 6 g de C (0,5 mol)
producirán 3,01 x 1023 moléculas de CO2 ya que estequiométricamente
corresponde a la mitad de lo expuesto en el cuadro (B correcta).
Las alternativas A y C son incorrectas, ya que hablan del volumen de C, el
cual no se puede establecer, ya que no se trata de una sustancia gaseosa.
1 mol de CO2 contiene 6,02 x 1023 moléculas de CO2 (alternativa D
incorrecta).
Y por último, 44 g de CO2 se producen a partir de 1 mol de átomos de C
(6,02 x 1023) y 1 mol de moléculas de O2 (2 x 6,02 x 1023 átomos)
(alternativa E incorrecta).
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E
Considerando los coeficientes estequiométricos indicados en la ecuación, se
obtienen como producto 60 mol de Cl (20 x 3) y 60 moles de H (30 x 2) en
los productos, por lo tanto, el coeficiente estequiométrico que falta en los
reactantes (X) debe ser igual a 60. De esta forma, la ecuación balanceada
es
20 Al + 60 HCl → 20 AlCl3 + 30 H2
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C
En este caso, la ecuación está balanceada, es decir, aparecen los
coeficientes estequiométricos adecuados, pero se desconocen algunos
coeficientes atómicos, que indican el número de átomos de cada elemento
en los compuestos. En este sentido, podemos trabajar de forma similar a los
casos en que hay que balancear las ecuaciones, aunque teniendo en cuenta
que los coeficientes atómicos son invariables para cada sustancia.
Considerando que en los productos hay dos átomos de hierro (Fe), el valor
de a debe ser 2, por lo que podemos descartar las alternativas D y E.
Después, debemos analizar la situación del oxígeno (O) para determinar los
valores de b y c. De acuerdo con esto, considerando los coeficientes
estequiométricos presentes, los valores de b y c deben satisfacer la
siguiente igualdad:
b+3=3c
De las alternativas presentadas solo la C cumple con esta condición, ya que
3+ 3=3x2
De esta forma, b = 3 y c = 2. Estos son los valores más sencillos para que
se cumpla la igualdad presentada anteriormente y además, dan lugar a
compuestos comunes: el Fe2O3 (óxido férrico) y el CO2 (dióxido de carbono).
De este modo, la ecuación queda como
Fe2O3 + 3 CO → 2 Fe + 3 CO2
9
B
La ecuación balanceada es
2 CH4 + 3 O2 → 2 CO + 4 H2O
Entonces, cuando han reaccionado 3 mol de O2, se producen 2 mol de CO.
10
E
La reacción de combustión del propano (C3H8) balanceada es
C3H8 + 5 O2 → 3 CO2 + 4 H2O
Entonces,
10 mol propano 
 X mol agua
1 mol propano 
 4 mol agua
X  10  4
X  40 mol agua
11
E
La reacción balanceada (la misma que en el ejercicio anterior) es
C3H8 + 5 O2 → 3 CO2 + 4 H2O
5 mol O2 = 5 mol x 32 g/mol = 160 gramos.
3 mol CO2 = 3 mol x 44 g/mol = 132 gramos.
Luego, se necesitan 160 gramos de O2.
12
E
Según la ecuación ya balanceada, la relación molar entre O2 y TiO2 es 1:1.
Por lo tanto, si reaccionan 7 mol de O2 se obtienen 7 mol de TiO2. Luego,
Masa TiO2 = 7 mol x 80 g/mol = 560 gramos de TiO2
13
C
La reacción balanceada es
4 C3H5N6O9 → 12 CO2 + 12 N2 + 10 H2O + O2
Transformando los gramos de N2 a mol, se tiene
n=
168 g
= 6 mol de N 2
g
28
mol
Por lo tanto,
4 mol de C3H5 N 6O9  12 mol de N 2
x mol de C3H5 N 6O9  6 mol de N 2
x = 2,0 mol de C3H5 N 6O9
14
E
La ecuación balanceada de la combustión del etano es
2 C2H6 (g) + 7 O2 (g) → 4 CO2 (g) + 6 H2O (l)
Por lo tanto, a partir de 2 mol de C2H6, se obtienen 4 mol de CO2 y 6 mol de
H2O. Para calcular las masas obtenidas, se multiplica el número de mol de
cada compuesto por su masa molar:
4 mol CO2 x 44 g/mol = 176 g CO2
6 mol H2O x 18 g/mol = 108 g H2O
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D
Según la primera ecuación, a partir de 1 mol de N2 se forman 2 mol de NO
(relación 1:2). Por lo tanto, a partir de 3 mol de N2, se formarían 6 mol de
NO.
Según la segunda ecuación, la relación entre el NO y el NO2 es 1:1, de
manera que en este caso, se obtendrían 6 mol de NO2.
Por último, considerando la tercera ecuación, planteamos una sencilla regla
de tres para calcular la cantidad de HNO3 obtenida a partir de 6 mol de NO2
3 mol NO2 → 2 mol HNO3
6 mol NO2 → x
x=
16
D
6x2
= 4 mol HNO3
3
La siguiente es la ecuación balanceada correspondiente a la situación
descrita en el enunciado:
2 S + 3 O2 → 2 SO3
Considerando las masas molares de las sustancias implicadas (S = 32
g/mol, O2 = 32 g/mol y SO3 = 80 g/mol), las cantidades que reaccionan
corresponden a 1 mol de azufre y 3/2 mol de O2, lo que originaría 1 mol de
SO3. Por lo tanto, la opción III es incorrecta.
La opción I es correcta, ya que los 80 gramos indicados corresponden a 1
mol de producto; viéndolo de otra forma, es la cantidad que satisface la
igualdad de masa entre reactantes y productos.
Por último, la opción II es correcta, porque cuando los reactivos de una
reacción están en cantidades proporcionales a sus coeficientes
estequiométricos, tal y como ocurre en la situación planteada, se dice que
se encuentran en proporciones estequiométricas o que la reacción tiene
lugar en condiciones estequiométricas.
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D
Habilidad de pensamiento científico: Procesamiento e interpretación de
datos y formulación de explicaciones, apoyándose en los conceptos y
modelos teóricos.
En una reacción química, las sustancias de partida se denominan reactivos
o reactantes y las sustancias obtenidas, productos. En el gráfico del
ejercicio se observa que existe una sustancia, el yoduro de hidrógeno (HI)
cuya concentración aumenta a medida que transcurre la reacción, mientras
que las concentraciones de yodo (I2) e hidrógeno (H2) disminuyen. Según
esto, y considerando los conceptos de reactante y producto, se puede
concluir que, en la reacción considerada, a partir de I2 y H2 (reactantes) se
produce HI (producto). Por lo tanto, la ecuación correspondiente sería
I2 + H2 → 2 HI
18
D
En primer lugar se deben calcular los mol de gas nitrógeno presentes:
n=
n=
m
MM
84g
= 3 mol
28g/mol
Las condiciones de temperatura, 0 °C, y de presión, 1 atm, corresponden a
las condiciones normales de presión y temperatura. En estas
condiciones 1 mol de cualquier gas ocupa un volumen de 22,4 litros, por lo
tanto:
1 mol de N2 → 22,4 litros
3 mol de N2 → x litros
x = 67,2 litros de N2
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D
Sabiendo que el volumen molar corresponde al volumen de un mol de gas
en condiciones normales de presión y temperatura, podemos establecer que
la masa correspondiente a un mol de gas ocupa un volumen de 22,4 L bajo
estas condiciones. Por lo tanto:
MM
22,4 L
=
1000 g 164 L
Por lo tanto, la masa molar del gas puede expresarse como:
MM =
20
A
22,4 ∙ 1000
g/mol
164
Por definición, el volumen molar se refiere al volumen que ocupa
un mol de cualquier gas, en condiciones normales de presión y
temperatura, cuyo valor corresponde a 22,4 litros (22400 mL). Por lo
tanto, solo la afirmación I es correcta.